1. El documento describe los pasos para crear un diagrama de Bohr para representar la estructura atómica, incluyendo dibujar el núcleo, trazar los anillos de órbita según la tabla periódica, y colocar los electrones en cada órbita de acuerdo a su capacidad máxima. 2. También explica cómo crear un diagrama de Lewis para el sodio usando su número atómico para determinar la distribución de sus 11 electrones en 3 órbitas. 3. Finalmente, resume que

2. Procedimiento:
1.- según el elemento a representar, el numero atomico representa la cantidad de
protones y dado que los protones son equivalentes a los electronones, el numero atomico
indicara cuandos electrones hay distribuidos en las orbitas.
2.- Primero se dibujara el nucle donde se indica el simbolo del elemento; según el nivel
en el que se encuentra el elemento, o la fila en que se encuentra en la tabla periodica,
indicara el numero de orbitas que contendra el diagrama. Cada anillo representa un
nivel.
3.- en cada orbita o anillo se dibujara en formade puntos los electrones. Cada anillo tiene
una cantidad maxima de electrones que puede contener: el primero contendra maximo
2, elsegundo 8, el tercero 18 y el cuarto 32. No se podran dibujar electrones en el siguiente
anillo si el anterior no ha cubierto toda su capacidad.
Un diagrama de Bohr es una representación visual
simplificada de un átomo que fue desarrollada por el
físico danés Niels Bohr en 1913. El diagrama describe
el átomo como un núcleo positivamente cargado
rodeado de electrones que viajan en órbitas
circulares alrededor del núcleo en niveles de energía
discretos.

3. el número atómico del sodio (Na) es 11, por lo tanto, un átomo de sodio tiene 11
protones en su núcleo. Dado que en un átomo el número de protones es igual al de
electrones, el Na tendrá 11 electrones. Estos 11 electrones están distribuidos en 3 niveles
energéticoso 3 anillos, ya que el Na esta hubicado en la tercera fila de la tabla periodica.
Por tanto los 11electrones estaran distribuidos: 2 electrones en el primer nivel, 8 en el
segundo y el restante, en el último nivel.
EJEMPLO

4. Un símbolo de Lewis consiste en escribir el símbolo del elemento y alrededor de este un
número de puntos igual que el número de electrones que se encuentran en el último
nivel de energía (electrones de valencia). Cada punto representa un electrón. Para
colocarlos, se coloca primero 1 iniciando en el costado derecho y se prosigue en sentido
contrario a las manesillas del reloj, deacuerdo al numero de electrones que posea, una
vez colocado los 4 se coloca el siguiente en la parte superior y se prosigue en el mismo
sentido anterior.

5. Regla del octeto de lewis
la columna o familia 18 de la tabla periódica, a la que pertenecen los gases nobles,
cuenta con 8 electrones de valencia, esta característica les confiere cierta estabilidad
química porque no reaccionan con otros elementos. La regla del octeto dice que la
tendencia de los átomos de los elementos es completar sus últimos niveles de energía
con una cantidad de electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de
un gas noble, es decir, con 8 electrones.
Por ejemplo, el cloro no se encuentra en forma de átomos (Cl), sino de moléculas
(Cl2). Esto se representa con el modelo de Lewis, de esta forma:
un electrón de cada átomo de cloro, de los que se encuentran en el último nivel de
energía, sera compartido de tal manera que cada átomo de cloro tiene a su alrededor 8
electrones lo que le confiere estabilidad química a la molécula.

6. EJEMPLO:
El hidrógeno tiene un electrón de valencia y el flúor tiene 7. Al hidrógeno le falta un
electrón para tener los mismos electrones que el helio (que es un gas noble); es decir, 2
electrones en su último nivel de energía. Por otro lado, al flúor le falta un electrón para
tener el mismo número de electrones en su último nivel que los que tiene el neón (que
tiene 8 electrones).
Una forma de que el hidrógeno y el flúor adquieran una configuración electrónica de gas
noble es compartiendo sus electrones de valencia para formar la molécula de fluoruro de
hidrógeno (HF). Este proceso se puede representar mediante el modelo de Lewis, de esta
manera:
Cuando se forma esta molécula, el flúor tiene a su alrededor 8 electrones externos (igual
que el átomo de neón) y el hidrógeno tiene dos (igual que el átomo de helio).

7. La configuracion electronica es la manera
de mostrar cómo se distribuyen los
electrones en un átomo.
El orden en el que se van llenando los
niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s,
3d, 4p…etc
El esquema de llenado de los orbitales
atómicos, lo podemos tener utilizando
la regla de la diagonal, para ello debes
seguir atentamente la flecha del esquema
comenzando en 1s; siguiendo la flecha
podrás ir completando los orbitales con los
electrones en forma correcta.
Hay que respetar la capacidad máxima de
cada subnivel :
s = 2e-
p = 6e-
d = 10e-
f = 14e-

8. EJEMPLO:
si quieres escribir la configuración electrónica para un átomo de calcio sin carga:
1.- comienza hallando su número atómico en la tabla periódica. Su número atómico es
20..
2.- Llena los orbitales de acuerdo al orden anterior hasta que alcances los 20 electrones
en total:
De acuerdo a la capacidad de cada orbital, El conjunto de orbitales 1s tiene dos
electrones, el conjunto 2s tiene dos, el 2p tiene seis, el 3s tiene dos, el 3p tiene seis y el
4s tiene dos (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20). Por lo tanto, la configuración electrónica para el
calcio es: 1s22s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
Los átomos sin carga tendrán exactamente el número de electrones representado en la
tabla periódica. Sin embargo, Si trabajas con un átomo cargado, suma o resta los
electrones de la siguiente manera: suma un electrón por cada carga negativa y resta uno
por cada carga positiva.
Por ejemplo, un átomo de sodio con una carga de -1 tendría un electrón adicional
además de su número de base atómico de 11. Por lo tanto, el átomo de sodio tendría en
total 12 electrones… teniendo el total deelectrones, el procedimiento es iguala un
atomo sin carga.

9. DIAGRAMA DE ORBITALES:
Es una representacion grafica de la distribucion de los electrones mediante spins
(flechas) positivas (hacia arriba) o negativas (hacia abajo). Cada orbital se representa
por un cuadrito cuya capacidad es de 2, un spin negativo y uno positivo en cada uno; es
decir, un orbital S estara representado por un solo cuadrito (pues su limite es de 2
electrones) , mientras que un orbital P contendra 3 cuadritos (ya que su capacidad es
de 6 y en cada uno caben 2).. Para el llenado correcto primero se colocan los spins
positivos de izquierda aderecha y despues los negativos en el mismo sentido.
Como semuestra en la tabla, en el
litio, con 3 electrones, su segundo
orbital S solo contiene 1 electron
por lo que se representa con un
spin positivo. En el caso del B al
haber 1 electron en el orbital P
quedaran 2 cuadritos vacios y el
electron se representa en spin
positivo. En el O, se ocuparon los
3 spin positivos y puesto ke el
orbital P tiene 4 electrones, el
cuarto electron sera representado
con un spin negativo colocado en
el primer cuadro.

12. Ejemplo: Para el Fe, tiene dos valencias positivas : + 2 , +3
Nos situamos en la columna que tiene 2 valencias (2V)
Por tanto, solo tiene dos sufijos:
OSO (menor valencia , +2)
ICO (mayor valencia , +3)
Entonces la nomenclatura para las dos valencias del fierro es:
Fe+2 : ion ferroso
Fe+3 : ion férrico

13. Ejemplo: El bromo (Br) tiene 4 valencias positivas (4V) , usamos la columna que nos
indica 4 valencias:
las valencias del Br son: +1 , +3 , +5 , +7 ; según la tabla mostrada en el ejemplo
anterior correspondería para cada una de sus valencias:
Prefijo HIPO + sufijo OSO : para la valencia +1
Sufijo OSO : para la valencia +3
Sufijo ICO : para la valencia +5
Prefijo HIPER + sufijo ICO : para la valencia +7
Entonces la nomenclatura seria:
Cu+1 : Ion hipobromoso
Cu+3 : Ion bromoso
Cu+5 : Ion brómico
Cu+7 : Ion hiperbrómico

15. ENLACE IONICO
Caracteristicas:
•Esta formado por metal + no metal
•No forma moleculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones
negativos) y cationes (iones positivos).
•Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan
electrones formando aniones.
Los compuestos formados pos enlaces ionicos tienen las siguientes caracteristicas:
•Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
•Son buenos conductores del calor y la electricidad.
•Tienen altos puntos de fusion y ebullicion.
•Son solubles en solventes polares como el agua

16. ENLACE COVALENTE
Caracteristicas:
•Esta basado en la comparticion de electrones. Los atomos no ganan ni pierden
electrones, COMPARTEN.
•Esta formado por elementos no metalicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
•Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los
elementos que se unen.
Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:
•Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia:
solido, liquido o gaseoso.
•Son malos conductores del calor y la electricidad.
•Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos.
•Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e
insolubles en solventes polares como el agua.

17. Tipos de enlaces covalentes
Los enlaces covalentes se clasifican en:
•COVALENTES POLARES
•COVALENTES NO POLARES
La diferencia en los valores de
electronegatividad determina la polaridad de
un enlace.

18. Cuando se enlazan dos atomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia
es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraidos por igual
por ambos atomos.El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de
la diferencia de electronegativad, en terminos, generales es el siguiente:
Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera desigual, lo
cual da por resultado que un extremo de la molecula sea parcialmente positivo y el otro
parcialmente negativo.

20. ENLACE METALICO
Caracteristicas:
• se caracterizan por tener pocos electrones de valencia
•Esta formado por elementos metalicos. Pueden ser 2 o 3 metales.
Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces metalicos son:
-Alta conductividad térmica y eléctrica
-Son dúctiles (factibles de hilar) y maleables (factibles de hacer láminas)
-Los puntos de fusión son moderadamente altos
-Son difícilmente solubles en cualquier disolvente

21. ENLACE DE PUENTE DE HIDROGENO
se produce a partir de la atracción existente en un átomo de hidrógeno y un átomo
de oxígeno, flúor o nitrógeno con carga negativa. Dicha atracción, por su parte, se
conoce como interacción dipolo-dipolo y vincula el polo positivo de una molécula
con el polo negativo de otra.
El átomo de hidrógeno, que cuenta con carga positiva, se conoce como átomo
donante, mientras que el átomo de oxígeno, fluor o nitrógeno es el átomo
aceptor del enlace.
Los puentes de hidrógeno aparecen en el ADN, el agua y las proteínas, por ejemplo.
Debido a su existencia, se producen fenómenos de gran importancia, que incluso
aparecen de manera cotidiana. El punto de ebullición del agua, Elpunto de
fusión de una sustancia, la menor densidad del hielo respecto al agua líquida y la
consistencia de la glicerinaestán vinculados a la presencia de puentes de hidrógeno
en las moléculas.
Las fuerzas de atraccion que se ejerce entre ambos atomos se mide en kJ/mol.

22. La capacidad de las sustancias disolverse o no, en un solvente dado es cuantificada a
través de la solubilidad (cantidad máxima de soluto que es posible de disolver en
determinada cantidad de solvente)
La solubilidad de una dada sustancia en un solvente puede ser a afectada por
determinados factores. Entre los más importantes se pueden destacar:
•La dependencia de la temperatura
•El efecto de ión común
•El Ph de la solución
•Los equilibrios de complexación
Todos los equilibrios químicos son dinamicos, es decir, que tienen lugar
simultáneamente una reacción directa y su inversa a la misma velocidad y no existe una
conversión neta de reactivos en productos ni productos en reactivos

23. (a) El sólido comienza a disolverse
(b) Comienza a competir el proceso de disolución con el de precipitación (parte del
soluto regresa a su estado de sólido
(c) Se produce un equilibrio dinámico. La velocidad de disolución es igual a la
velocidad de precipitación
Disolución Saturada: Cuando contiene la máxima cantidad de soluto que es capaz
de disolver a una determinada temperatura.
Disolución Sobresaturada: Cuando contiene mayor cantidad de soluto de la que es
capaz de disolver a una determinada temperatura, parte del soluto permanece sin
disolverse.

24. EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD
•Reacción endotérmica (reacción química que absorbe energía):
En el caso de reacciones endotérmicas el Kps aumenta con el aumento de la temperatura
indicando, también un aumento de la solubilidad.
•Reacción exotérmica (reacción química que desprenda energía, ya sea como luz
o calor):
En el caso de reacciones exotérmicas el Kps disminuye con el aumento de la
temperatura, disminuyendo también la solubilidad.
El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto

25. EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD
Ley de Henry: La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión de un
gas sobre la disolución
La presión externa no tiene influencia sobre la solubilidad de líquidos y sólidos,
pero afecta enormemente la solubilidad de los gases.
La cantidad de un gas que se disolverá en un
disolvente depende de la frecuencia de colisión de las
moléculas del gas contra la superficie del líquido y que
queden atrapadas en la fase condensada.

26. Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustancias en otra(s). Los
reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las
sustancias que resultan de la transformación.
Reacción de Síntesis o Adición
Es cuando una o más sustancias reactivas
producen apenas una única. Si todos los reactivos
fuesen sustancias simples la síntesis es total y si
tiene por lo menos una sustancia compuesta la
síntesis será parcial.

27. Reacción de Análisis o Descomposición
Es cuando una única sustancia reactiva origina dos o más sustancias como producto.
Las reacciones de análisis pueden recibir nombres particulares, de acuerdo con el
agente causante de la reacción:
•Pirólisis = descomposión por el calor
•Fotolísis = descomposición por la luz
•Electrólisis = descomposición por la electricidad
•Hidrólisis = descomposición por el agua

28. Reacción de desplazamiento o simple sustitución
Son las reacciones en que un elemento químico sustituye otro elemento de un
compuesto, liberándolo como sustancia simple.
Algunos ejemplos de estas reacciones son:

29. Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución
Es cuando dos sustancias compuestas intercambian entre si partes de sus estructuras.
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se
combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio
de átomos entre los reactantes.
Un ejemplo puede ser:

30. Reacciones de Combustión
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que
contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de
carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía. Las
reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es
una de ellas.

31. reacciones de neutralización
son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración
de las distintas sustancias en la disolución.
Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y
agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la
combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.

32. reacción de óxido-reducción
se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia
gana electrones y otra sustancia pierde electrones:
• la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este
proceso se llama Reducción.
• la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación.Este
proceso se llama Oxidación.
Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de
electrones.

33. Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor
arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de
electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.
Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:
Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es
decir, no combinado, es cero.
Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe
Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de
los hidruros que es –1.
+1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).
Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico
número de oxidación del hidrógeno: +1
número de oxidación del cloro: –1
–1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)
Ejemplos: NaH; hidruro de sodio
número de oxidación del hidrógeno: -1
número de oxidación del sodio: +1+1

34. Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.
Ejemplos: CaO; óxido de calcio
número de oxidación del oxígeno: -2
número de oxidación del calcio: +2
H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada
número de oxidación del oxígeno: -1
número de oxidación del hidrógeno: +1
Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2
número de oxidación: +2
Li (litio): valencia = 1
número de oxidación: +1
Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1
número de oxidación: –1
I (yodo): valencia = 1
número de oxidación: –1

35. Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.
Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio
número de oxidación del flúor: –1
número de oxidación del sodio: +1
Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno
de los átomos que la forman es igual a 0.
Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso
número de oxidación del cobre: +1;
como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de
átomos de la molécula: 2 • +1= + 2.
número de oxidación del oxígeno: – 2
por lo tanto: + 2 + – 2 = 0
Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a
la carga del ión.
Ejemplo: PO4
–3: fosfato
número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5
número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8
La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del
fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3…… +5 + – 8 = – 3